Главная | Обратная связь

Совместный гидролиз 2х солей.

Растворы электролитов

Молекулы кислот, оснований и солей в водных растворах распадаются (диссоциируют) на ионы.

Количественно диссоциацию оценивают с помощью степени электрической диссоциации α.

α = (число диссоц. молекул)/(общее число растворённых молекул(с))

α = ƒ(природа электролита, температура (Т), концентрация (с)).

с↑Т α↑

с↑с α↓

В зависимости от α электролиты делят на сильные и слабые.

Сильные электролиты: в 0,1 N р-ра α=1 (100%)

кислоты:HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HI, HClO₄

основания: щелочных и щелочно-земельных Ме

соли: практически все

Слабые электролиты: в 0,1 N р-ра α<3% (30%)

Основоположником теории электрической диссоциации является Аррениус, согласно его теории диссоциация протекает ступенчато и обратимо (это оказалось справедливо только для слабых электролитов).

H₂S ^→_←H⁺+HS^- K^I=(C_H+⁺C_HS-)/(C_H2S)=1*10^-7

HS^-→_← H⁺+S^2- K^II=(C_H+⁺C_S2-)/(C_HS-)=1*10^-14

Кислоты—соединения, которые при диссоциации дают ионы H⁺

Основания—соединения, которые при диссоциации дают ионы OH^-

NH₄OH ^→_←OH^-+NH₄⁺

Есть электролиты (слабые), которые в зависимости от условий могут проявлять кислотные/основные свойства. Это так называемые амфотерные электролиты (амфолиты). Они с кислотами ведут себя как основания, а с основаниями как кислоты.

(основание)VO₂⁺+OH^-→_←HVO₃^→_←H⁺+VO₃^-(кислота)

Сильные электролиты диссоциируют нацело и необратимо

В ионных уравнениях принято писать сильные электролиты в виде ионов; слабые электролиты, неэлектролиты, газы, осадки в виде молекул.

Ионное произведние воды.

H₂O-очень слабый амфотерный электролит.

H₂O^→_←H⁺+OH^-

(2H₂O^→_←H₃O⁺+OH^-; H⁺+H₂O^→_←H₃O⁺ (гидроксоний))

Kg^H2^O=(C_H+⁺C_OH-)/(^CH₂O)=1?86*10^-16

C_H2O>>C_h+ и С_ОН-

С_Н2О≈const

Kg*C_H2O=Kв=C_H+*C_OH-

Kв(Kw)-ионное произведение воды

T=22°С Kв=1,0*10^-14

C_H+=C_OH-= =1,0*10^-7(г*моль)/(литр)

Отрицательный lg от концентрации ионов водорода в растворе называется водородным показателем

рН=-lgC_H+

рН в различных средах:

нейтральная среда: С_Н+=С_ОН-=10^-7; -lg10^-7=pH=7

кислая среда: С_Н+>С_ОН-=>pH<7

щелочная среда: С_Н+<С_ОН-=>pH<7

Приблизительно pH можно определить с помощью цветных индикаторов, меняющих свою окраску в зависимости от уровня pH. (свёкла, сок смородины)

фенолфталеин – щелочная среда

лакмус – кислая

Более точно можно измерить с помощью рН метра.

Гидролиз солей.

Гидро - вода, лиз – разложение. Гидролиз – разложение вещества водой.

Гидролиз соли – реакция взаимодействия ионов соли с молекулами воды, в результате которой происходит смещение ионного равновесия воды и pH среды изменяется.

Кислота + основание соль + H₂O

Реакция нейтрализации протекает необратимо только при взаимодействии сильной кислоты с сильным основанием.

Любую соль можно рассматривать как продукт взаимодействия кислоты и основания.

В зависимости от силы кислоты и основания все соли можно разделить на 4 типа:

Тип соли
основание	сильное	сильное	слабое	слабое
кислота	сильная	слабая	сильная	слабая
характер среды (pH)	Нейтральная (7)	Щелочная (>7)	Кислая (<7)	Нейтральная (7) Кислая (<7) Щелочная (>7)

1) Гидролиз сильного основания и сильной кислоты: NaCl, Ba(NO₃)₂, CaCl₂, Na₂SO₄

Соли этого типа гидролизу не подвергаются, pH=7

Гидролиз солей основных 3-х типов является, как правило, процессом обратимым и ступенчатым. На каждой ступени принимает участие 1 молекула воды. С водой всегда взаимодействует ион слабого компонента, а сильный определяет характер среды. Преимущественно гидролиз идёт по I ступени, а по остальным не значительно.

2) Соли сильного основания и слабой кислоты: K₂Te, Na₂CO₃, CH₃COONa.

K₂Te=2K⁺+Te^2-

H₂O^→_←H⁺+OH^-

Te2-+HOH→←HTe-+OH- K2Te+H2O→←KHTe+KOH	)I ступень
HTe-+HOH→←H2Te+OH- KHTe+H2O→←H2Te+KOH	)II ступень

3. Соли слабого основания и сильной кислоты: NH₄Cl, CuSO₄, Al(NO₃),…

NH₄Cl =NH₄+Cl^-

H₂O^→_←H⁺+OH^-

NH4++HOH→← NH4OH+H+ NH4Cl+ H2O →← NH4OH+H Cl

)I ступень

Дальше гидролиз не идёт.

 

CuSO₄=Cu⁺²+ SO₄^2-

H₂O^→_←H⁺+OH^-

Cu2++HOH→←CuOH++ H+ 2 CuSO4+2H2O →←(CuOH)2SO4+ H2SO4	)I ступень
CuOH++HOH→← Cu(OH)2+H+ (CuOH)2SO4+2H2O→← Cu(OH)2+ H2SO4	)II ступень

4) Соли слабого основания и слабой кислоты: NH₄ClO, (CH₃COO)₂Pb, NH₄CN

Соли этого типа подвергаются гидролизу, т.к. оба иона взаимодействуют с водой, реакция среды определяется относительной силой кислоты и основания и может быть нейтральной, слабокислой в зависимости от соотношения констант диссоциации соответствующей кислоты и основания.

NH₄ClO =NH₄+ClO^-

H₂O^→_←H⁺+OH^-

NH4++HOH+ClO-→← NH4OH+HClO NH4ClO+ H2O →← NH4OH+HClO

K_NH4OH=1,8*10^-5> K_HClO=3,0*10^-8 (pH>7)

Соли Al³⁺, Cl³⁺, Te³⁺ с S^2-, PO₄^3-, SO₃^2-, CO₃^2-

Al₂S₃+6H₂O→Al(OH)₃↓+H₂S↑

Совместный гидролиз 2х солей.

Если слить водные растворы 2х солей, одна из которых является солью слабого основания и сильной кислоты, а вторая наоборот солью сильного основания и слабой кислоты, то протекает их совместный необратимый гидролиз, продуктами которого являются слабое основание, слабая кислота и соль сильного основания и сильной кислоты.

Соль слабого основания сильной кислоты + соль сильного основания слабой кислоты + Н₂О → слабое основание + слабая кислота + соль сильного основания и сильной кислоты.

Cr₂(SO₄)₃+K₂S+H₂O→Cr(OH)₃+H₂S+K₂SO₄

Cr3++3H2O=Cr(OH)3+3H+ S2-+2H2O=H2S+2OH-
2Cr3++3S2-+612H2O=2Cr(OH)3+3H2S+6 H++6OH- Cr2(SO4)3+3K2S+6 H2O=2Cr(OH)3+3H2S+3 K2SO4

Количественно глубину гидролиза оценивают по величинеcстепени гидролиза h

h=ƒ(природа соли, Т, с)

с ↑Т h↑, т.к. степень диссоциации H₂O ↑

с ↑с h↓

Для того, чтобы подавить гидролиз работают с концентрированными растворами и при низких Т, а так же добавляют Н⁺ или ОН^- в виде соответствующих кислоты или основания.

KCN==K⁺+CN^-

H₂O^→_←H⁺+OH^-

CN^-+HOH^→_←HCN+OH^-

KCN+H₂O^→_←HCN+KOH